Comment lire et interpréter les informations d'une case du TP

?

1) P appartient à la famille Va : il y a 5 e- sur la dernière couche électronique

symbole de Lewis caractérisant cette colonne :

Le P possède 3 électrons célibataires et sa valence = 3

V

2) 15 = Z = nombre atomique

l'élément P possède 15 e- et 15 p+ ( car l'atome est neutre )

4) P = symbole de l'élément = phosphore

15 2

8 5

P

30,975

}

3) les électrons se répartissent dans les couches autour

du noyau : 2e- sur K 8e- sur L

5e- sur M

Structure électronique : K2L8M5 5) couleur de la case : P est un non-métal (car bleu)

6) 30,975 = A r = masse atomique relative moyenne (calculée à partir des isotopes)

Un atome de phosphore a un nombre de masse A égal à 31 (masse atomique relative moyenne arrondie)

P possède 31 nucléons

P possède A- Z = 31-15 = 16 n°.

Remédiation chimie : Notions fondamentales

1, 2, 3 sciences 2015/2016 K.Mawet

1

T ravail dir igé 1 : Notions fondamentales

Notions vues

Symboles des éléments

Nombre atomique

Masse atomique relative

Isotopes

Modèle de Bohr

Famille et période

Schéma de Lewis

Valence

Exercices

1/ Compléter le tableau suivant :

Nom Azote Cuivre Brome

Symbole Au K

Nombre atomique

Masse atomique relative

2/ Pourquoi un atome est-il neutre ? Expliquer de manière complète et précise.

:

40

X

20

a/ Donner le nom et le symbole de cet élément.

b/ Que représentent ces nombres ?



2

4/ Soient les atomes A, B, C, D, E.

Compléter le tableau repris ci-dessous :

Atome Nombre de protons

Nombre de neutrons

Nombre

Nombre atomique

Nombre de masse

Symbole de

A 12 12

B 11 23

C 13 12

D 14 13

E 15 31

5/ Représenter et écrire la structure électronique des éléments suivants et les comparer (points communs et différences) :

a/ Calcium et magnésium

b/ Oxygène et soufre

6/ On dispose des structures électroniques de 4 atomes A, B, C et D

A. K : 2e- B. K : 2e- C. K : 2e- D. K : 2e-

L : 3e- L : 8e- L : 8e- L : 8e-

M : 18e- M : 3e- M : 8e-

N : 2e-



3

7/ Choisir la proposition de 1 à 5 correcte ou répondre par le choix 6 ou 7.

-après(électrons des couches internes) de chaque élément correspondent à la structure électronique du néon ?

1. Li, Na, K

2. He, Ne, Ar

3. Li, Be, B

4. P, S, Cl

5. K, Ca, Sc

6. Toutes les propositions ci-dessus sont correctes

7. Aucune des propositions ci-

alcalino-terreux et de la 3ème période.


Soufre Potassium

Symbole de

Xe Br

- sur la dernière couche

Représentation de Lewis

Période

Nom de la famille

Equation de



4


Atome Soufre Calcium Aluminium Chlore

Ion formé après stabilisation

Structure électronique de

Symbole du gaz rare de même configuration

11/ Un élément X, après stabilisation, forme un ion X 2+ dont la configuration électronique est identique à celle du néon.


c/ Quelle(s) différence(s) y a-t-il entre cet ion X2+ ?

12/ Un élément gagne 2 que




5

a/ un ion positif

c/ un ion négatif

Entourer la(les) réponse(s) correctes.

14/ Une entité contient 8 protons, 10 neutrons et 8 électrons sur la couche périphérique.

Souligner la formule qui convient pour cette entité.

16 18 18 16

O2- O O 2- O

8 8 8 8

15/ On considère les entités suivantes :

Mg , K+ , Se , O 2- , Ar , S , Cl - , Ga 3+ , Ba

a/ Quelles sont celles qui ont des structures électroniques identiques ?

b/ Quelles sont celles qui ont des propriétés chimiques analogues ?

16/ Entourer les réponses correctes

Pour quelques atomes, on donne les renseignements suivants :

-‐ le nombre de masse A

-‐ le nombre de neutrons N

a/ A = 56 et N = 30

Son nombre Z est : 50 , 30 , 26

b/ A = 7 et N = 4

Cet atome peut former un ion : +1 , +2 , +3 , +4 , -1 , -2 , -3 , -4

c/ A= 31 et N = 16

Il se trouve dans la famille : I , II , III , IV , V , VI , VII, VIII



6

d/ A= 32 et N = 16

Il se trouve dans la période : 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , 6 , 7

17/ Donner la formule du composé constitué de :

a/ calcium et oxygène

b/ hydrogène et soufre

c/ chlore et aluminium

d/ cuivre (II) et brome

e/ fer (III) et oxygène

-dessous :

a/ K2S

b/ Na2SO4

c/ MgCl2

d/ Al(NO3)3

e/ FeCl2

19 / Ecrire la formule du composé ionique dissous dans une solution contenant : a/ des ions plomb II et des ions nitrate :

b/ des ions PO4 3- et des ions sodium :

c/ des ions sulfate et des ions potassium :

d/ des ions Al 3+ et des ions chlorure :

e/ des ions HCO3 - et des ions magnésium :



7

20/ Calculer les NO de tous les atomes intervenant dans les composés suivants :

MgO , FeCl3 , NH4OH , Al2S3 , LiOH , HClO4 , K2Cr2O7 , SO3 2- ,

MgHPO4 , N2O5 , P4 , HIO3 , CaCO3 , Na2S2O3

:

a/ Soufre : H2S , SO2 , H2SO3 , SO3 , SO4 2- , SO3 2- , H2SO4

b/ Azote : NH3 , NO3- , NH4 + , NO , N2O, HNO2 , N2O5 , HNO3 , NO2 ,

NO2 - , N2O3

c/ Chlore : HCl , Cl2O3 , Cl2 , HClO4 , ClO3 - , NaClO , ClO2 -

d/ Manganèse : MnO2 , MnO , Mn 2+ , MnO4 - , Mn2O7 , Mn2O3 ,

MnO4 2- , Mn



8

chimiques reprises ci-

a/ 2 NaClO4 + BaCl2 4)2 + 2 NaCl

b/ H3PO4 3PO4 + 3 H2O

c/ 2 Cu + O2

d/ Cl2 + H2 2 HCl



9

électronique

trajectoires bien précises appelées « » ou « couches électroniques ». Il y a 7 couches électroniques disponibles.

numéro de la couche : 1 2 3 4 5 6 7

nom de la couche : K L M N O P Q

sur une couche électronique se

détermine de la manière suivante :

- par couche = 2 n2 où n = numéro de la couche

couche Couche K (n=1) 2

Couche L (n=2) 8

Couche M (n=3) 18

Couche N (n=4) 32

couche ne débute que lorsque la couche précédente est saturée (complète ou remplie).

N.B. : - - Certains éléments ont 2 couches électroniques incomplètes : ce sont les « éléments de transition » Représentation de la structure électronique Exemple

électroniques. On placera donc 2 électrons sur la couche K, 8 électrons sur la couche L et 2 électrons sur la couche M

: K 2 L 8 M 2



10

Lien entre la structure électronique et position dans le TP La classification des éléments présente 2 types d'arrangement :

un horizontal en lignes appelées périodes, numérotées de 1 à 7. un vertical en colonnes appelées familles, numérotées de I à VIIIa (ou 0).

Les familles regroupent des éléments présentant des similitudes de propriétés. Il y a 8 familles principales, les familles a qui portent chacune un nom :

Ia : alcalins IIa : alcalino-terreux IIIa : terreux IVa : carbonides Va : azotides VIa : sulfurides VIIa : halogènes VIIIa : gaz rares

Ia

IIa

IIIa

IVa

Va

VIa

VIIa

VIIIa

Symbole de Lewis

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Rem : Dans le symbole de Lewis: = un e- célibataire.

= un doublet, un couple ou une paire d'e-.



11

Au niveau de la structure électronique :

Dans une période

Le nombre de couches électroniques est identique pour les éléments d'une même période et le nombre d'électrons de la couche externe augmente de 1 à 8 (sauf pour la première période).

Dans une famille

Les éléments d'une même famille "a" ont le même nombre d'électrons externes. Le numéro de la famille "a" indique le nombre d'électrons sur la couche externe (électrons de valence).



12

1/ Définition

atome engagé dans une entité chimique quelconque.

2/ Notation des NO :

-‐ soit au moyen de chiffres romains positifs ou négatifs

-‐

reprises ci-dessous.

Règles de calcul à appliquer

combinés ou combinés à eux-mêmes) est égal à 0.

II sauf dans quelques espèces particulières comme O2 (NO=0) et les peroxydes comme H2O2, Na2O2 (NO=-1).

à +I sauf dans quelques espèces particulières comme H2 (NO = 0) et les hydrures comme NaH, LiH,.. (NO = -I)

généralement de +I tandis que celui des alcalino-terreux est généralement de +II.

e/ La somme des nombres une structure doit être égale à la charge portée par cette combinaison



13

Tableau de synthèse

Le tableau périodique : un outil essentiel

N° et nom de

la famille

Ia

Alcalins

IIa

Alcalino-terreux

IIIa

Terreux

IVa

Carbonides

Va

Azotides

VIa

Sulfurides

VIIa

Halogènes

VIIIa

Gaz rares

Schéma de

Lewis

X

X

X

X

X

X

X

X

célib. 1 2 3 4 3 2 1 /

Valence 1 2 3 4 3 2 1 /

Charge +1 +2 +3 ? -3 -2 -1 /

Ex de NO +I +II +III

+IV

À

-IV

+V

+III

-III

+VI

IV

+II

-II

+VII

+V

+III

+I

-I

/

NB : Tous les éléments peuvent aussi avoir un NO égal à 0



14

Bibliographie :

Arnaud P, Cours de chimie physique, édition Dunod 1988 Hill J., Petrucci R., Chimie générale, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008 Hill J, Petrucci R., Chimie des solutions, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008 Les éléments chimiques et leur structure électronique, groupe transition ULg, édition 1999 Les éléments chimiques et le tableau périodique suivi de les éléments chimiques et leurs symboles, groupe transition ULg, édition 1999 Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur R.Cloots, ULG, 2004 Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur JF Dereux, ULg, 2002 Exercices associés au cours de P.Colson Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur L.Quinton, ULG, 2010 Exercices de chimie relatifs au cours de K.Mawet Exercices de chimie relatifs au cours de V.Lonnay. Exercices de chimie relatifs au cours de Brajkovic D.

Remédiation chimie 2015-‐2016 : Ionisation 1,2,3 sciences Mawet K. 1

T ravail dir igé 2 : Ionisation Notions vues : Métal et non métal Cation et anion Ions mono- et poly-atomiques et valence Nomenclature des ions Equation de dissociation Exercices : 1/ Pour chaque élément du tableau, cocher ou compléter les colonnes qui lui correspondent :

Elément Donneur -

Capteur -

Ni donneur

ni capteur

-

Métal (M)

Non métal (X)

Configuration de Lewis

Ion stable formé

Ne

Ba

F

S

Mg

Ar

Al

C 2/ Donner le nombre donnés ou captés pour former chacun des ions

suivants :

Ion formé Ca2+ à partir de Ca

O2- à partir de O

Fe3+ à partir de Fe

Fe3+ à partir de Fe2+

Sn2+ à partir de Sn 4+

- donnés ou

captés


3/ Les eaux minérales contiennent des ions en petites quantités. Certaines « marques

erronée des ions ou, tout le moins, une présentation discutable. Les listes suivantes en sont des exemples ; apporter les corrections nécessaires.

Eau de Spa: Na K Ca Mg Cl HCO3 NO3 SO4

: Ca++ Mg++ Na+ K+ SO4 HCO3- NO3-

Eau Cristal St-Clair: Ca2+ Na+ K+ Mg2+ HCO32- SO4

2- Cl- NO3-

4/ Compléter les cases blanches adéquates du tableau:

Cation monoatomique

Cation polyatomique

Anion monoatomique

Anion polyatomique

Formule du

composé ionique

Nom du compose ionique

Ca2+

phosphate

NH4+

chlorure

Al2(SO4)3

Carbonate

de potassium

Baryum NO3-

Potassium S2-

MgSO3

5/ Retrouver les ions constitutifs à partir de la formule du composé ionique:

Cu(OH)2 : Cu2S : FeSO4 : Na2CrO4 : KMnO4 :

K2Cr2O7 : CrCl3 : MnCl2 : MnO2 : Na2SO3 :


6/ :

Na2CO3 KHSO4 ZnCl2 Ca(ClO4)2 (NH4)2C2O4 Al(NO3)3

7/ Retrouver la formule du composé ionique solide et écrire son équation de dissociation dans

eau:

Sulfate de magnésium Chlorure de fer (III) Hypochlorite de calcium

Hydrogénosulfate de potassium Dihydrogénophosphate de sodium

8/ :

a) KNO3 (s) K(aq) + NO3(aq)

b) Na2SO4(s) (aq) + SO4(aq)

c) CaCl2(s) Ca2+ (aq) + Cl- (aq)

d) (NH4)2HPO4 (s) 4

+ (aq) + HPO42- (aq)

e) Na3PO4 (s) + (aq) + PO4 3- (aq)

2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

2+ + SO4 2- (aq)


i) Zn(NO3)2 (s)

k) Ca(OH)2 (s)


Notion 1. Définitions e :

Tout atome tend vers un état stable, correspondant à la configuration électronique des gaz rares, c'est-à-dire avoir 8 électrons périphériques

Pour se stabiliser, les atomes vont capter ou perdre des électrons pour avoir la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans le TP. Les atomes des familles Ia, IIa, IIIa perdent respectivement 1,2, 3 électrons de leur couche externe pour acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans le TP. Tous les atomes qui ont tendance à perdre un ou plusieurs e-, et à former des ions positifs sont dits électropositifs (ou métalliques). Ce sont les cations :

Atome Ionn+ (ou cation) + ne-

Ex : Mg Mg2+ + 2e-

Les atomes des familles VIa, VIIa gagnent respectivement 2 ou 1 électrons sur leur couche externe pour acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans le TP. Tous les atomes qui ont tendance à gagner un ou plusieurs e-, et à former des ions négatifs sont dits électronégatifs (ou non métalliques).Ce sont les anions :

Atome + ne- Ion n- (ou anion)

Ex : O + 2e- O 2- 2. Types d

On distingue :

- les ions monoatomiques charges électriques positives ou négatives

- les ions polyatomiques

ou plusieurs charges électriques positives ou négatives


*cations et anions monoatomiques des familles a

Eléments de la famille des Valence Charge Alcalins Ia 1 +1

Alcalino-terreux IIa 2 +2 Terreux IIIa 3 +3

Carbonides Iva 4 / Azotides Va 3 /

Sulfurides VIa 2 -2 Halogènes VIIa 1 -1

*cations et anions monoatomiques des familles b

Elément Valence Charge Ag 1 +1 Cd 2 +2 Co 2 +2 Cu 1 ou2 +1 ou +2 Cr 3 +3 Hg 1 ou2 +1 ou +2 Fe 2 ou 3 +2 ou +3 Mn 2 ou 4 +2 ou +4 Ni 2 ou 4 +2 ou +4 Pb 2 ou 4 +2 ou +4 Sn 2 ou 4 +2 ou +4 Zn 2 +2

*cations et les anions polyatomiques

Monovalent bivalent trivalent

NO2

- Nitrite SO32- Sulfite PO3

3- Phosphite NO3

- Nitrate SO42- Sulfate PO4

3- phosphate ClO- Hypochlorite CO3

2- Carbonate ClO2

- Chlorite CrO42- Chromate

ClO3- Chlorate Cr2O7

2- dichromate ClO4

- Perchlorate IO3

- Iodate IO4

- Periodate MnO4

- Permanganate OH- Hydroxyde CN- Cyanure SCN- Thiocyanate NH4

+ ammonium


Equation de dissociation des

1) Recherche de la charge du cation

-monoatomique *famille a (voir tableau périodique) *famille b (étude)

-polyatomique

étude

-monoatomique -polyatomique

ciation càd ions


Nomenclature des acides et ions mono et polyatomiques courants

Acides Noms Anions Noms Anions Noms CH3COOH Acide acétique

ou acide éthanoïque Acétate

d'hydrogène CH3COO- Acétate

HNO3 Acide nitrique Nitrate d'hydrogène

NO3- Nitrate

HNO2 Acide nitreux Nitrite d'hydrogène

NO2- Nitrite

HCl Acide chlorhydrique Chlorure d'hydrogène

Cl- Chlorure

HBr Acide bromhydrique Bromure

Br- Bromure

HI Acide iodhydrique Iodure

I- Iodure

HCN Acide cyanhydrique Cyanure d'hydrogène

CN- Cyanure

H2SiO3 Acide silicique Silicate

SiO32- Silicate

HClO4 Acide perchlorique Perchlorate d'hydrogène

ClO4- Perchlorate

HClO3 Acide chlorique Chlorate d'hydrogène

ClO3- Chlorate

HClO2 Acide chloreux Chlorite d'hydrogène

ClO2- Chlorite

HClO Acide hypochloreux Hypochlorite d'hydrogène

ClO- Hypochlorite

Acides Noms Anions Noms Anions Noms H2SO4 Acide sulfurique Sulfate

d'hydrogène HSO4- Hydrogénosulfate SO42- Sulfate

H2SO3 Acide sulfureux Sulfite d'hydrogène

HSO3- Hydrogénosulfite SO32- Sulfite

H2CO3 Acide carbonique Carbonate d'hydrogène

HCO3- Hydrogénocarbonate CO32- Carbonate

H2CrO4 Acide chromique Chromate d'hydrogène

CrO42- Chromate

H2Cr2O7 Acide dichromique Dichromate d'hydrogène

Cr2O72- Dichromate

H3PO4 Acide phosphorique Phosphate d'hydrogène

H2PO4 - Dihydrogénophosphate

H2PO4 - Dihydrogénophosphate HPO42- Hydrogénophosphate

HPO42- Hydrogénophosphate PO43- Phosphate H3PO3 Acide phosphoreux Phosphite

d'hydrogène PO33- Phosphite

H2S Acide sulfhydrique Sulfure d'hydrogène

HS- Hydrogénosulfure S2- Sulfure

S2O32- Thiosulfate

OH- Hydroxyde

MnO4- Permanganate

NH4+ Ammonium


Bibliographie : Arnaud P, Cours de chimie physique, édition Dunod 1988 Hill J., Petrucci R., Chimie générale, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008 Hill J, Petrucci R., Chimie des solutions, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008 Les éléments chimiques et leur structure électronique, groupe transition ULg, édition 1999 Les éléments chimiques et le tableau périodique suivi de les éléments chimiques et leurs symboles, groupe transition ULg, édition 1999 Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur R.Cloots, ULG, 2004 Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur JF Dereux, ULg, 2002 Exercices associés au cours de P.Colson Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur L.Quinton, ULG, 2010 Exercices de chimie relatifs au cours de K.Mawet Exercices de chimie relatifs au cours de V.Lonnay.

Remédiation chimie 2015-‐2016

1, 2, 3 sciences Mawet K.

1

T ravail dir igé 3

Notions vues Fonctions chimiques (reconnaître et nommer) Equations des réactions de formation des diverses fonctions chimiques Types de réactions

- Métathèse (neutralisation, précipitation, volatilisation) - Oxydo-réduction

Exercices 1/ Classer les oxydes suivants dans le tableau ci-dessous :

Cr2O3 - K2O - P2O5 - SO3 - Al2O3 - SeO2 - CO2 - BaO - N2O3 - FeO - Cu2O - Cl2O7

Oxydes acides Oxydes basiques

2/ Classer les substances suivantes dans le tableau ci-dessous :

HCl - MgO - KH2PO4 - FeCl3 - KHS - HNO2 - Na2SO4 - Al2O3 - NO2 - Al(OH)3 - H2S - Ca(OH)2 - K2O - NaOH - BaSO4 - NaHSO4 - CO2 - HBr - CaO - PbS -

P2O5 - CuCl2 - PbI2 - HClO4 - KOH - HIO3

Oxydes métalliques

Oxydes non métalliques

Hydroxydes

Acides binaires

Acides ternaires



2

Sels binaires

Sels ternaires

Hydrogénosels


Formule Nom

HNO2

P2O5

Ca(OH)2

HClO4

BaSO4

Al2O3

H2S

NaHSO4

KH2PO4

FeCl3

Hydrogénocarbonate de potassium

Hydroxyde de chrome (III)

Acide chlorique

Sulfure de sodium

Phosphate de baryum

Oxyde de cuivre (I)

Nitrite de fer (II)

Trioxyde de soufre

ogène



3

4/ Parmi les réactions non pondérées suivantes, indiquer les réactions de métathèse et les -réduction :

a/ Al + Cl2 3

b/ CaO + H2 2

c/ ZnSO4 2 + Na2SO4

d/ Cu + HNO3 3)2 + NO + H2O

e/ Oxyde de sodium + Dioxyde de so

5/ Pour les réactions de métathèse suivantes : - - identifier le type de réaction de métathèse - donner les noms des produits obtenus

a/ H2SO4

b/ CH3

c/ CuCl2

d/ FeCl3

e/ H2SO4 + Ca(NO3)2

f/ HCl + CaCO3

g/ HNO3 + Na2

h/ H3PO4 + CuBr2



4

i/ H2SO4 + BaCl2

j/ KOH + Cu(NO3)2

k/ (NH4)2S + AgNO3

l/ FeS + HNO3

7/ Compléter et pondérer les équations suivantes reprises dans les diverses catégories vues :

a/ Ca(OH)2 + 4 +

b/ NaOH + H2

Chlorure Sulfate de zinc

e/ Nitrate de

8/ De nombreux exercices de chimie exigent de savoir écrire correctemen

- - écrire correctement la formule du ou des réactif(s) - identifier le ou les produit(s) - écrire correctement la formule du ou des produit(s) formé(s) - identifier le type de réaction complète ou incomplète pour adapter le type de flèche uti-

lisé - noter les états de la matière des réactifs et produits -

Traduire les énoncés suivants en équations correctement écrites sans résoudre mathématiquement celui-ci :



5

itre 10 mL de cet acide faible par 12 mL de NaOH 0,1M.

précipité blanc se forme. Calculer la concentration minimale en chlorure dans cette eau.

4/ Calculer le vol

cium et on observe un dégagement gazeux caractéristique de ce type de pierre.

6 / Un morceau de fer de masse m= 1,28 g est introduit dans 50 cm3 contenant des ions H+ de concentration égale à 5 M. Le morceau de fer réagit avec la solution.

solution. Déterminer le volume de dihydrogène dégagé dans les conditions normales de température et de pression.

7/ Le vinaigre est obtenu par fermentation acétique de vin ou de cidre par exemple. La teneur

vinaigre, on effectue un titrage. En diluant 10 fois la solution de vinaigre commercial, il est possible de concentration O,1 mol/L.

M.

9/ Le N2O4 gazeux se transforme partiellement en NO2 gazeux. A 25°C, les nombres de moles de N2O4, avant et après réaction, sont respectivement de 0,1 mol et 0,084 mol dans un volume de 2L. Calculer la valeur de Kc.

10/ Pour la fabrication du c

réactifs. Si on considère qude sodium obtiendra-t- 3) en

?



6

Les éléments et les fonctions

Elément

Métal M Non-‐métal X

+ dioxygène O2 + dioxygène O2

+ dihydrogène

Oxyde basique Oxyde acide

+ eau + eau

Hydroxyde Oxacide Hydracide

Sels



7

Organigramme de la classification des corps constitutifs de la matière Les corps constitutifs de la matière

Mélanges Corps purs

Homogènes Hétérogènes Simples Composés

Métaux Non métaux

Corps organiques Corps minéraux

Oxydes Acides Hydroxydes Sels

Métalliques Hydracides Binaires

Non métalliques Oxacides Ternaires



8

Fonction chimique

Equation de la réaction

(non pondérée)

Oxyde basique (métallique)

Métal + O2 Oxyde basique

M + O2 MO

Oxyde acide (non métallique)

Non métal + O2 Oxyde acide

X + O2 XO

Hydroxyde Oxyde métallique + Eau Hydroxyde

MO + H2O MOH

Oxacide

(acide ternaire)

Oxyde non métallique + Eau Oxacide

XO + H2O HXO

Hydracide

(acide binaire)

Non métal + H2 Hydracide

X + H2 HX

(ou sel binaire)*

Hydroxyde + Hydracide sel binaire + H2O

MOH + HX MX + H2O

(ou sel ternaire)*

Hydroxyde + oxacide sel ternaire + H2O

MOH + HXO MXO + H2O

*autres réactions de formation : voir métathèse



9

La nomenclature en chimie inorganique

1) Oxydes métalliques

M + O2 oxyde basique ou oxyde métallique

Exemples : Mg + ½ O2 MgO

Fe + ½ O2 FeO

2 Fe + 3/2 O2 Fe2O3

Nomenclature :

Famille a (1 seul NO) oxyde de M

Famille b (plusieurs NO) oxyde de M (en précisant le NO)

ou

oxyde M-eux (plus petit NO)

oxyde M-ique (plus grand NO)

Exemples :

MgO : oxyde de magnésium

FeO : oxyde de fer (II) ou oxyde ferreux

Fe2O3 : oxyde de fer (III) ou oxyde ferrique



10

2) Hydroxydes

Oxyde métallique + H2O hydroxyde

Exemples : MgO + H2O Mg(OH)2

K2O + H2O 2 KOH

Nomenclature :

Hydroxyde de M (préciser le NO pour les familles b)

Exemples :

Mg(OH)2 : hydroxyde de magnésium

KOH : hydroxyde de potassium



11

3) Oxydes non métalliques

X + O2 oxyde acide ou oxyde non métallique

Exemples: S + O2 SO2

2P + 5/2 O2 P2O5

Nomenclature :

XxOy se nomme préfixe 1 oxyde de préfixe 2

Le préfixe grâce à celle de x

Valeur de x ou y Préfixe 1 Préfixe 2

1 mono

2 di di

3 tri tri

4 tétra tétra

5 penta penta

6 hexa hexa

7 hepta hepta

8 octa octa

9 nona nona

10 déca déca



12

ou

préfixe + oxyde de + nom du non métal

nbre d atomes Onbre d atomes X

'' =

n On X

Valeur rapport nO/nX Préfixe

½ hémi

1 mono

3/2 sesqui

2 di

5/2 hémipent

3 tri

7/2 hémihept

Exemples :

SO2 : dioxyde de soufre

P2O5 : pentoxyde de diphosphore ou hemipentoxyde de phosphore



13

4) Oxacides ou acide ternaires

Oxyde acide + H2O oxacide ou acide ternaire

Exemples : SO3 + H2O H2SO4

N2O5 + H2O 2 HNO3

Nomenclature :

NO minimum : acide hypo-X-eux ou hypo-X-ite

NO plus petit : acide X-eux ou X-ite

NO plus grand : acide X-ique ou X-ate

NO maximum : acide per-X-ique ou per-X-ate

Exemples :

HClO : acide hypochloreux ou hypochlorite

HClO2 : acide chloreux ou chlorite

HClO3 : acide chlorique ou chlorate

HClO4 : acide perchlorique ou perchlorate



14

5) Hydracides ou acides binaires

X + H2 hydracide ou acide binaire

Exemples: Cl2 + H2 2 HCl

S + H2 H2S

Nomenclature :

Acide X-hydrique ou X-

Exemples :

HF : acide fluorhydrique o

H2S : acide



15

6) Sels binaires et ternaires- Réactions de neutralisation

Ils proviennent de la réaction entre un composé à caractère basique (base, oxyde basique) et un composé à caractère acide (acide, oxyde acide).

Nomenclature :

= celles des oxacides et hydracides sauf que « hydrogène » est remplacé par le nom du métal (préciser NO si nécessaire)

Exemples :

Na2S : sulfure de sodium

K3PO3 : phosphite de potassium

7) Résumé

M + O2 MO (oxyde basique) + H2O MOH (hydroxyde)

X + O2 XO (oxyde acide) + H2O HXO (oxacide)

X + ½ H2 HX (hydracide)

MOH + HX (ou HXO) H2O + MX (ou MXO) (sel)



16

Distinction entre les réactions de métathèse -réduction

1/ Les réactions de métathèse

oxydation des éléments au cours de la réaction.

Exemple

2 NaOH + FeCl2 Fe(OH)2 + 2 NaCl

NO de chaque élément dans les réactifs

NO de chaque élément dans les produits

NO de Na = + I

NO de O = - II

NO de H = + I

NO de Fe = + II

NO de Cl = - I

NO de Na = + I

NO de O = - II

NO de H = + I

NO de Fe = + II

NO de Cl = - I



17

-réduction

Ce sont des réactions qui se font avec changement du nombre

Au cours de ces réactions, on met en présence un oxydant et un réducteur :

- n de réduction (diminution du NO)

- du NO)

réaction.

Oxydant 1 + Réducteur 2 Oxydant 2 + Réducteur 1 Avec les couples Ox1/Red1 et Ox2/Red2

Exemple : Mg + O2 MgO

NO de chaque élément dans les réactifs

NO de chaque élément dans les produits

NO de Mg = 0

NO de O = 0

NO de Mg = + II

NO de O = - II



18

Les réactions de métathèse (sans changement de NO)

Equation générale : A + B - + C + D - AD + CB

Il existe plusieurs types de réactions de métathèse :

1/ Les réactions de neutralisation

Réactions au cours desquelles une substance à caractère acide réagit avec une substance à caractère basique pour former un sel et

Substance acide + Substance basique Sel (+ Eau)

4 possibilités

a/ Acide + Hydroxyde Sel + Eau HX + MOH MX + H2O

HXO + MOH MXO + H2O

Ex : 2 HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2 H2O

b/ Oxyde acide + Hydroxyde Sel + Eau XO + MOH MXO + H2O

Ex : SO2 + 2 NaOH Na2SO3 + H2O



19

c/ Acide + Oxyde basique Sel + Eau HX + MO MX + H2O

HXO + MO MXO + H2O

Ex : 2 HCl + Na2O 2 NaCl + H2O

d/ Oxyde acide + Oxyde basique Sel XO + MO MXO

Ex : SO2 + Na2O Na2SO3

2/ Les réactions de précipitation

composé insoluble appelé précipité. Ce précipité se sépare du milieu et la réaction est complète.

Le précipité est indiqué par à côté de sa formule.

Pour identifier ces réactions, on utilisera un tableau de solubilité des substances.

Ex : 2NaOH + FeCl2 Fe(OH)2 + 2 NaCl

Lecture et interprétation des tables de solubilité :

-

-composé insoluble noté solide ou



20

3/ Les réactions de volatilisation

composé volatil (gaz)

Le composé volatil est indiqué par à côté de sa formule.

Les principaux composés volatils sont :

NH3, CO2, H2S, SO2

H2, O2, Cl2, N2, F2.

Ex : 2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + CO2 + H2O

Bibliographie :

Arnaud P, Cours de chimie physique, édition Dunod 1988

Hill J., Petrucci R., Chimie générale, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008

Hill J, Petrucci R., Chimie des solutions, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008

Les fonctions en chimie inorganique et la nomenclature, groupe transition ULg, édition 1999

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur R.Cloots, ULG, 2004

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur JF Dereux, ULg, 2002

Exercices associés au cours de P.Colson

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur L.Quinton, ULG, 2010

Exercices de chimie relatifs au cours de K.Mawet

Exercices de chimie relatifs au cours de V.Lonnay.

Remédiation chimie 2015-‐2016 : Les électrolytes


1

T ravail dir igé 4 : L es électrolytes Notions vues Fonctions chimiques (reconnaître et nommer)

: forts et faibles

Equation de dissociation des électrolytes Exercices 1/ Quelles sont les ? - -

substance conduit ou non le courant électrique en solution aqueuse. 3/ Parmi les composés suivants, déterminer les composés ioniques et les composés covalents :

HOCH2CH2OH - KCl - CH3CHO - CH3CH2OH - Na2SO4 - HCl - MgCl2 - H3PO4



2

4/ Parmi les composés suivants, nommer tous ceux qui sont des sels :

K2SO4 - HNO3 - NaOH - HCl - CaO - CH3COONa - NaBr - CO2 - KHCO3 - NH4NO3

5/ Parmi les composés suivants, nommer tous ceux qui sont des acides :

K2SO4 - HNO3 - NaOH - HCl - CaO - CH3COOH - NaBr - CO2 - KHCO3 - NH4NO3

6/ Parmi les composés suivants, nommer tous ceux qui sont des hydroxydes :

K2SO4 - HNO3 - NaOH - HCl - CaO - CH3COOH - NaBr - CO2 - KHCO3 - NH4OH

7/ Les charges des ions sodium, magnésium et aluminium en solution aqueuse sont

respectivement: a/ +1, +2, +3 b/ +2, +3, +4 c/ -1, -2, -3

Entourer la (les) réponse(s) correcte(s)

8/ Les charges des ions sulfure, sulfite et sulfate en solution aqueuse sont respectivement :

a/ -2,-1,-1 b/ -2,-2,-2 c/ -2,-3,-3

Entourer la (les) réponse(s) correcte(s)



3

9/ Déterm :

Na2CO3 CH3COONa C2H5OH NH4Cl KOH HClO4

10/ Classer les composés suivants en électrolytes et non électrolytes :

H2SO4 - CH3OH - KCl - CaCl2 - C6H12O6 - NaOH - Fe(NO3)2 - HCOOH 11/ Classer les composés suivants en électrolytes forts ou faibles

H2SO4 - HCOOH - CH3COOH - HNO3 - KCl - NaNO3

Chlorure de calcium Sulfite de potassium Chlorate de sodium



4

- de NaCl - de CH3COOH - de C6H12O6 - de Mg(NO3)2

14/ Parmi les solutions suivantes de concentration identique 0,1 mol/L, établir un classement

allant de la solution la moins conductrice à la solution la plus conductrice :



5

Définitions

Un électrolyte est un composé qui en solution aqueuse conduit le courant électrique

Un non-électrolyte est un composé qui en solution aqueuse ne conduit pas le courant électrique

Solutions aqueuses

qui conduisent le courant : qui ne conduisent pas le courant

électrolyte Solutions de non-électrolyte

Composés ioniques Certains composés covalents Composés covalents

-hydroxydes -acides uniquement

-sels -bases non hydroxydées



6

Les électrolytes forts, en solution aqueuse, se dissocient complètement en leurs ions constitutifs et conduisent dès lors fortement le courant électrique

Exemples :

Les sels : MgSO4 Na3PO4

Les bases fortes : NaOH, Ca(OH)2

Les acides forts : H2SO4, HCl, HNO3

Equation de dissociation totale

Les électrolytes faibles, en solution aqueuse, se dissocient partiellement et conduisent dès lors faiblement le courant électrique. Seul un faible pourcentage des molécules mi

Exemples :

Les acides faibles : CH3COOH, HF

Les bases faibles : NH3

Equation de dissociation incomplète



7

Bibliographie :

Arnaud P, Cours de chimie physique, édition Dunod 1988

Hill J., Petrucci R., Chimie générale, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008

Hill J, Petrucci R., Chimie des solutions, Editions du Renouveau Pédagogique, 2ème édition 2008

Fonctions et nomenclature en chimie inorganique , groupe transition ULg, édition 1999

La dissociation des électrolytes forts en solution aqueuse, groupe transition ULg, édition 1999

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur R.Cloots, ULG, 2004

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur JF Dereux, ULg, 2002

Exercices associés au cours de P.Colson

Exercices de chimie générale relatifs au cours du professeur L.Quinton, ULG, 2010

Exercices de chimie relatifs au cours de K.Mawet

Exercices de chimie relatifs au cours de V.Lonnay.

Documents

Comment lire et interpréter les informations d'une case du TP